物理化学教学指导-热力学第一定律

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物理化学第二章热力学第一定律

物理化学第二章热力学第一定律

第二章热力学第一定律一.基本要求1.掌握热力学的一些基本概念,如:各种系统、环境、热力学状态、系统性质、功、热、状态函数、可逆过程、过程和途径等。

2.能熟练运用热力学第一定律,掌握功与热的取号,会计算常见过程中的Q,W, U和 H的值。

3.了解为什么要定义焓,记住公式U Q V , H Q p的适用条件。

4.掌握理想气体的热力学能和焓仅是温度的函数,能熟练地运用热力学第一定律计算理想气体在可逆或不可逆的等温、等压和绝热等过程中,U, H, W, Q的计算。

二.把握学习要点的建议学好热力学第一定律是学好化学热力学的基础。

热力学第一定律解决了在恒定组成的封闭系统中,能量守恒与转换的问题,所以一开始就要掌握热力学的一些基本概念。

这不是一蹴而就的事,要通过听老师讲解、看例题、做选择题和做习题等反反复复地加深印象,才能建立热力学的概念,并能准确运用这些概念。

例如,功和热,它们都是系统与环境之间被传递的能量,要强调“传递”这个概念,还要强调是系统与环境之间发生的传递过程。

功和热的计算一定要与变化的过程联系在一起。

譬如,什么叫雨?雨就是从天而降的水,水在天上称为云,降到地上称为雨水,水只有在从天上降落到地面的过程中才被称为雨,也就是说,“雨”是一个与过程联系的名词。

在自然界中,还可以列举出其他与过程有关的名词,如风、瀑布等。

功和热都只是能量的一种形式,但是,它们一定要与传递的过程相联系。

在系统与环境之间因温度不同而被传递的能量称为热,除热以外,其余在系统与环境之间被传递的能量称为功。

传递过程必须发生在系统与环境之间,系统内部传递的能量既不能称为功,也不能称为热,仅仅是热力学能从一种形式变为另一种形式。

同样,在环境内部传递的能量,也是不能称为功(或热)的。

例如在不考虑非膨胀功的前提下,在一个绝热、刚性容器中发生化学反应、燃烧甚至爆炸等剧烈变化,由于与环境之间没有热的交换,也没有功的交换,所以 Q 0, W 0, U 0 。

物理化学热力学第一定律总结

物理化学热力学第一定律总结

物理化学热力学第一定律总结热力学第一定律是热力学中最基本的定律之一,并且与能量守恒原理密切相关。

它陈述了一个闭合系统内部的能量转换过程。

根据热力学第一定律,能量是不能从真空中产生的,也不能消失,它只能在系统内部进行转化。

该定律可以用以下公式表达:ΔU=Q-W其中,ΔU表示系统内部能量的变化,Q表示系统吸收的热量,W表示系统对外界做的功。

这个公式说明了能量的守恒,即系统吸收的热量和对外界做的功之和等于系统内部能量的变化。

当系统从外界吸收热量时,其内部能量会增加,而当系统对外界做功时,其内部能量会减少。

这种能量的转化是一个相互依存的过程,可以通过热力学第一定律进行描述。

热力学第一定律的应用十分广泛,并且在实际问题中具有重要的意义。

以下是热力学第一定律在不同领域的应用:1.在化学反应中,热力学第一定律可以用来计算反应的焓变。

通过测量反应前后系统吸收或释放的热量,可以计算出反应的焓变,从而了解反应的能量转化和方向。

2.在工程领域,热力学第一定律常用于能量转换设备的设计和优化中。

例如,蒸汽轮机、内燃机和制冷机等能量转换系统的效率可以通过热力学第一定律进行评估和计算。

3.在生物学领域,热力学第一定律可以用于研究生物体内的能量转化过程。

例如,通过测量生物体吸收的热量和对外界做的功,可以计算出生物代谢的能量转换效率。

热力学第一定律的重要性在于揭示了能量守恒的基本原理,为能量转化和能量利用提供了基础理论支持。

它对于研究和解决实际问题具有重要指导意义。

热力学第一定律的应用可以帮助我们评估能量转换过程的效率,优化能量利用方式,并促进可持续发展。

总之,物理化学热力学第一定律表述了能量守恒的原则,描述了能量转化和能量守恒的过程。

它在化学、工程、生物等领域具有广泛的应用,并对能量转换和利用提供了理论支持。

热力学第一定律的理解和应用可以帮助我们更好地理解能量转换过程,优化能量利用方式,并实现可持续发展的目标。

物理化学:第二章 热力学第一定律

物理化学:第二章 热力学第一定律
(1)除热之外,其它形式传递的能量统称为功。
(2)符号为W,单位 J。
系统得到环境做的功,W > 0,系统对环境作功,W < 0。
(3)功的分类: 体积功:在环境的压力下,系统的体积发生变化而与环境
交换的能量。
非体积功:体积功之外的一切其它形式的功。(如电功
、表面功等),以符号W´ 表示。
(4)体积功的计算
如温度T,压力p,体积V,热力学能U 等等 这些宏观性质中只要有任意一个发生了变化,我们就说系 统的热力学状态发生了变化。
状态函数两个重要特征:
①状态确定时,状态函数X有一定的数值;状态变化时,
状态函数的改变值X 只由系统变化的始态(1)与末态(2)决定, 与变化的具体历程无关: X =X2 – X1 。
②从数学上来看,状态函数的微分具有全微分的特性,全
微分的积分与积分途径无关。
利用以上两个特征,可判断某函数是否为状态函数。
(2) 广度量和强度量
广度量(或广度性质):与物质的数量成正比的性质。 如V,Cp ,U,…等。它具有加和性。
强度量(或强度性质) :与物质的数量无关的性质,如 p
、T等。它不具有加和性。
2 热力学定律解决的问题
(1)热力学第一定律: 系统发生变化时与外界的能量交换。
(2)热力学第二定律: 系统在指定条件下变化的方向和限度。
3 热力学定律的归纳性质
●热力学定律来源于对宏观世界大量实验事实的归纳, 不涉及对物质性质的任何微观假设,也不能直接用数 学来证明。 ●但由热力学定律得出的结论无一与实际相违。
两者的关系:
强度性质
广度性质 物质的量
广度性质(1) 广度性质(2)
m
V
Vm

物理化学第四版_高职高专第二章 热力学第一定律

物理化学第四版_高职高专第二章 热力学第一定律
(ii) 只考虑系统的始态和终态以及过程进行时的外界条 件,而不涉及物质的微观结构和过程进行的机理。
(iii) 只考虑不随时间而改变的平衡状态,而不涉及时 间变数。
第一节 热力学基本概念
热力学的优点和局限性都是显而易见的。热力学研究 所得结论具有统计意义,对于物质的微观性质无从作出解答。 热力学不涉及物质的微观结构和变化机理,因而虽应用广泛, 却无法解释变化发生的内在原因。热力学中没有时间概念, 因而无法判断变化何时发生以及以何种速率进行。
往往两个广度性质之比成为系统的强度性质。例如 体积质量(密度),它是质量与体积之比;摩尔体积,它是 体积与物质的量之比;摩尔热容,它是热容与物质的量 之比,而这些均是强度性质。
4. 物质的聚集状态和相 物质的聚集状态是在一定的条件下物质的存在形式,
简称物态。常见的聚集状态的符号如下:
系统中物理性质 及化学性质完全均匀一 致的部分称为相。在多 相系统中,相与相之间 有着明显的界面,越过 界面时,物理或化学性 质发生突变。
6. 热力学平衡态 在没有外界影响的条件下,系统的诸性质不随时间而
改变时,系统所处的状态称为热力学平衡态。热力学系统, 必须同时实现下列几个平衡,才能成为热力学平衡态
第一节 热力学基本概念
(i) 热平衡系统中没有绝热壁存在的情况下,系统各 部分温度相等。若系统不是绝热的,则系统与环境的温度 也相等。
等多种状态性质,这些性质之间存在着由理想气体状态方 程所反映的相互依赖关系:
所以,要确定系统的状态并不需要知道全部四个状 态性质,而只要知道其中三个就可以了。第四个状态性 质由状态方程即可确定。
第一节 热力学基本概念
原则上,任何一个状态性质既可作状态变数,又可 作状态函数。仍以理想气体为例:

物理化学:热力学第一定律PPT课件

物理化学:热力学第一定律PPT课件

要的热量为Q,则就定义
1 n
δQ p dT
为该物质在该温度
下的摩尔定压热容,以 C p , m 表示,
Cp,m
1 δQp n dT
对恒压过程
δ Q p d H p n d H m ,p
代入有
C p ,m
1H n Tp
H m Tp
—— C p , m 定义式
单位: Jm o l1K 1
(2) 应用——计算单纯pVT 过程H
第二章 热力学第一定律
热力学是自然科学中建立最早的学科之一
1. 第一定律:能量守恒,解决过程的能量衡算 问题(功、热、热力学能等)
2. 第二定律:过程进行的方向判据 3. 第三定律:解决物质熵的计算
热力学基本定律是生产经验和科学实验的总结,它们不 能用其它理论方法加以证明,但其正确性毋庸置疑。 需要指出: (1)经典热力学研究含有大量质点的宏观系统:其原理、 结论不能用于描述单个的微观粒子; (2)经典热力学只考虑平衡问题:只考虑系统由始态到末 态的净结果,并依此解决诸如过程能量衡算、过程的方向、 限度的判断等热力学问题,至于由始态到末态的过程是如何 发生与进行的、沿什么途径、变化的快慢等等一些问题,经 典热力学往往不予考虑。
W p a m b V 2 V 1p V 2 V 1 p 1 V 1 p 2 V 2 由热力学第一定律可得: Q p UW =U 2 p2V 2 U 1 p1 V 1
定义 : HdefU pV
H为焓,为状态函数,广延量,单位 J Qp H δQp dH
即恒压热与过程的焓能变在量值上相等
注:H 的计算的基本公式: H= U+ (pV) 恒压过程 H = Q
§2.1 基本概念和术语

物理化学知识点总结(热力学第一定律)

物理化学知识点总结(热力学第一定律)

物理化学知识点总结(热力学第一定律).doc物理化学知识点总结(热力学第一定律)摘要:热力学第一定律是热力学的基础之一,它描述了能量守恒的原理。

本文将对热力学第一定律进行详细的阐述,包括其定义、数学表达式、应用以及在物理化学中的重要作用。

关键词:热力学第一定律;能量守恒;物理化学;系统;状态函数一、引言热力学是研究能量转换和能量传递规律的科学。

热力学第一定律,也称为能量守恒定律,是理解和分析热力学过程的关键。

二、热力学第一定律的定义热力学第一定律指出,能量既不能被创造也不能被消灭,只能从一种形式转换为另一种形式,或者从一个系统转移到另一个系统。

在封闭系统中,能量的总量保持不变。

三、热力学第一定律的数学表达式对于一个封闭系统,热力学第一定律可以用以下数学表达式表示:[ \Delta U = Q - W ]其中,( \Delta U ) 是系统内能的变化,( Q ) 是系统吸收的热量,( W ) 是系统对外做的功。

四、系统与状态函数在热力学中,系统是指我们研究的对象,它可以是封闭的或开放的。

状态函数是描述系统状态的物理量,如温度、压力、体积等,它们只与系统的状态有关,而与系统状态变化的过程无关。

五、热力学第一定律的应用理想气体的等体过程在等体过程中,体积保持不变,系统对外不做功,热力学第一定律简化为 ( \Delta U = Q )。

理想气体的等压过程在等压过程中,压力保持不变,系统对外做膨胀功,热力学第一定律可以表示为 ( \Delta U = Q + W )。

理想气体的等温过程在等温过程中,温度保持不变,理想气体的内能不发生变化,热力学第一定律简化为 ( 0 = Q - W )。

六、热力学第一定律与能量转换热力学第一定律不仅适用于热能和机械能之间的转换,还适用于其他形式的能量,如电能、化学能等。

七、热力学第一定律在物理化学中的应用化学反应在化学反应中,热力学第一定律用于计算反应热,即反应过程中系统吸收或释放的热量。

物理化学 热力学第一定律

物理化学  热力学第一定律

第一章热力学第一定律★★★热力学的定义和热力学的基本特点:1.定义:热力学是研究物质能量转化规律的科学。

2.特点:(1)热力学定律都是经验定律(2)热力学研究往往只需要知道体系的始末状态,而不需要知道其反应过程。

第一节:几个基本概念一:体系与环境这个概念相信大家都没问题,我们把研究对象成为体系,与体系紧密相关的那一部分称为环境。

需要注意的是:体系分为敞开体系,封闭体系和隔离体系。

一般我们在进行热力学研究的时候,针对的都是封闭体系(只有能量交换,没有物质交换)。

二:状态与状态函数状态指的是体系的物理性质和化学性质的一种综合表现,能够表现这些性质的函数(例如温度,压强等)称之为状态函数。

需要注意的是状态函数分为容量性质(广度性质)和强度性质两种。

1.广度性质往往具有加和性,与物质的量成正比。

例如体积,质量等2.强度性质恰巧相反,它与物质的量无关,只取决于体系自身的性质。

例如温度,密度等3.广度性质的比值往往是强度性质,例如 ρ = m / V4.状态函数只与始末状态有关,与变化途径无关。

▲▲▲压力和压强是强度性质!三:热和功1.热和功不是状态函数,他们与体系的变化过程有关。

2.对体系做的功和对体系放的热都为正值,对环境的都为负值。

3.有关膨胀功的计算:(1)向真空中膨胀 W=0(2)等外压膨胀 W =- p 外( V 2-V 1 )(3)可逆膨胀 W (也可写成P2/P1,视条件而定)第二节:热力学第一定律一. 热力学第一定律的数学表达式(4)需要注意的几点是:1. 虽然Q 和W 都不是状态函数,可U 是状态函数。

2. 这个W 中既包含了体积功又包含了非体积功。

例:已知在101.3 kPa 下,18℃时1 mol Zn 溶于稀盐酸时放出151.5 kJ 的热,反应析出1 mol H 2气。

求反应过程的W ,∆U 。

解:W =- p 外( V 2-V 1 ) =- p ( V 2-V 1 )= -∆n (气)RT = -∆n (H 2)RT12lnV nRT V =21U U U Q W =-∆=+=- 1×8.314×291.15J= -2.42 kJQ= -151.5 kJ∆U = Q+W = -151.5 kJ-2.421 kJ= -153.9 kJ二:可逆膨胀和可逆压缩1.功和热与反应途径有关。

热力学第一定律教案

热力学第一定律教案

热力学第一定律教案热力学第一定律教案一、教学目标1.理解热力学第一定律的定义和内涵,掌握能量守恒定律。

2.能够运用热力学第一定律解释和计算能量的转化和转移问题。

3.培养学生分析和解决问题的能力,发展学生的科学素养和实验技能。

二、教学内容热力学第一定律的内容,以及如何运用热力学第一定律解释和计算能量的转化和转移问题。

三、教学过程1.引入:通过实例引入热力学第一定律,让学生感知能量守恒定律在日常生活和工业生产中的重要性。

2.基本概念的讲解:讲解热量、工作和内能的定义,阐述这些概念在热力学中的重要性。

特别强调热量和工作在能量转化过程中的作用。

3.热力学第一定律的表述:讲解热力学第一定律的具体表述,即能量不能被创造或消失,只能从一种形式转化为另一种形式或从一个物体传递给另一个物体。

让学生理解这个定律的实质是能量守恒。

4.热力学第一定律的应用:通过实例讲解如何运用热力学第一定律解释和计算能量的转化和转移问题。

例如,通过一个加热器将热量转化为机械能,或者通过一个制冷器将机械能转化为热量。

5.实验操作:通过实验活动,让学生亲自操作实验,观察能量的转化和转移过程,体验热力学第一定律。

6.课堂讨论:组织学生进行小组讨论,分享对热力学第一定律的理解和应用,以及在日常生活中找到的能量转化和转移的例子。

7.总结与回顾:回顾热力学第一定律的定义和内涵,总结能量守恒定律的重要性,强调在日常生活和工业生产中保持能量平衡的重要性。

8.作业布置:布置相关练习题,让学生巩固热力学第一定律的内容,并能够灵活运用该定律解释和计算能量的转化和转移问题。

四、教学评价通过提问、小组讨论和作业检查等方式,评价学生对热力学第一定律的理解和应用情况。

同时,鼓励学生通过自主学习和实验操作进一步加深对热力学第一定律的理解。

物理化学热力学第一定律

物理化学热力学第一定律
第一章 热力学第一定律
§1.1 热力学概论 §1.2 热力学基本概念 §1.3 热力学第一定律 §1.4 体积功与可逆过程 §1.5 焓 §1.6 热容 §1.7 热力学第一定律的应用 §1.8 热化学 §1.9 化学反应热效应的计算 §1.10 能量代谢与微量量热技术简介(自习)
-1-
物理化学
第一章 热力学第一定律
-12-
Vm
V n
物理化学
§1.2 热力学基本概念
四、状态函数与状态方程 (state function & equation of state)
(一) 状态函数
体系状态一定时, 其值一定的物理量.
又称为系统的热力学性质.
eg. T 、p 、V、U、H 等。
-13-
物理化学
§1.2 热力学基本概念
eg.
dT =0 isothermal process dp =0 isobaric process
dV =0 isochoric process Q =0 idiabatic process dZ =0 cyclical process
-17-
物理化学
§1.2 热力学基本概念
状态函数法 ── 计算状态函数的改变值△Z △Z =Z2 - Z1 与路径无关
Q > 0 Q < 0
物理化学
§1.2 热力学基本概念
2. 功W ── 系统在广义力的作用下, 产生
了 广义位移时, 系统与环境交换的能量
为功W .
[W ] = J
其微变量用δW 表示;
规定: 体系从环境 得功为正. W > 0
体系对环境 作功为负. W < 0
-21-
物理化学
§1.2 热力学基本概念

大学物理化学 第一章 热力学第一定律 学习指导

大学物理化学 第一章 热力学第一定律 学习指导
11.根据可逆过程特征,指出哪些过程为可逆过程?
(1)在室温和101.325 kPa下,液态水蒸发为同温同压的水蒸气;
(2)在373.15 K和101.325 kPa下,液态水蒸发为同温同压的水蒸气;
(3)水在冰点时凝结成同温同压的冰;
(4)在等温等压下两种气体混合。
12.理想气体从同一状态出发,经绝招可逆压缩或等温可逆压缩到一固定的体积哪一种压缩过程所需的功大?为什么?如果是膨胀,情况又将如何?
(7)因为Qp= ΔH,QV= ΔU,所以Qp与QV都是状态函数。
(8)在101.325kPa下,1mol l00℃的水等温蒸发为100℃的水蒸气。若水蒸气可视为理想气体,那么由于过程等温,所以该过程ΔU= 0。
(9)反应3O2 2O3在等温等压下进行,O2,O3可视为理想气体,由于理想气体的热力学能和焓只与温度有关,因此该过程的ΔH= 0,ΔU= 0。
解:PbO(s)标准摩尔生成热为下列反应的标准摩尔焓变
Pb(s)+ 1/2O2(g) PbO(s)
Pb(s),O2(g)及PbO(s)的摩尔质量分别为207、32、239g·mol-1。
=(0.218239-0.134207-0.50.90032)Jmol-1K-1
=9.964Jmol-1K-1
三、
解:(1)等压反应
Q(1)=rH(1) = 2fHm(CO2) + 2fHm(CO) = -2393.5 + 2110.5 = -566.0 kJ
rU(1) =rH-nRT= -566.0 - (-18.31298)10-3= -563.5
W(1)= 2.5 kJ
(2)绝热等容反应,Q(2) =W(2) =U(2) = 0。设计过程如下

物理化学第二章 热力学第一定律

物理化学第二章 热力学第一定律

H称为焓
物理意义:恒压、非体积功为零的条件下,过程的恒压热在量值上等于其焓变。 适用条件:封闭系统、恒压、非体积功为零
12
3、焓 [1]焓的定义式 [2]焓变
ΔH=H2- H1 =(U2+p2V2)-(U1+p1V1) ΔH=ΔU+Δ(pV) 讨论:对于系统内只有凝聚态物质发生的PVT变化、相变化和 化学变化 Δ(PV)≈ 0
Zn+HCl
(2)广度量和强度量 广度量:性质与物质的数量成正比,如 V,U等;广度量具有加和性。 强度量:性质与物质的数量无关,如 T,p等; 强度量不具有加和性。
(3)平衡态 系统的温度、压力及各个相中各个组分的物质的量均不随时 间变化时的状态。
系统处在平衡态,满足 热平衡
4
力平衡
相平衡
化学平衡
第二章 热力学第一定律
§2.1 基本概念及术语 §2.2 热力学第一定律
§2.3 恒容热、恒压热及焓
Physical Chemistry
§2.4 摩尔热容 §2.5 相变焓
§2.7 化学反应焓
§2.8 标准摩尔反应焓的计算 §2.10 可逆过程与可逆体积功
§2.11 节流膨胀与焦耳-汤姆逊实验
1
教学重点及难点
6
体积功的定义式
※体积功W的计算
气缸的内截面积为As, 活塞至气缸底部的长度为l, 气体的体积为:V=As×l 在环境压力为Pamb下活塞移动了 dl的距离,则:
P<Pamb,dV<0,δW>0,系统得到功 P>Pamb,dV>0,δW<0,系统对环境作功 P>Pamb=0时,δW=0 体积功的定义式
绝大多数反应是在恒温、恒压或恒温、恒容条件下进行的,其反应热就分别 为恒压反应热和恒容反应热。

物理化学热力学第一定律总结

物理化学热力学第一定律总结

物理化学热⼒学第⼀定律总结热⼀定律总结⼀、通⽤公式ΔU = Q + W绝热: Q = 0,ΔU = W 恒容(W ’=0):W = 0,ΔU = Q V恒压(W ’=0):W =-p ΔV =-Δ(pV ),ΔU = Q -Δ(pV ) → ΔH = Q p 恒容+绝热(W ’=0) :ΔU = 0 恒压+绝热(W ’=0) :ΔH = 0焓的定义式:H = U + pV → ΔH = ΔU + Δ(pV )典型例题:3.11思考题第3题,第4题。

⼆、理想⽓体的单纯pVT 变化恒温:ΔU = ΔH = 0变温:或或如恒容,ΔU = Q ,否则不⼀定相等。

如恒压,ΔH = Q ,否则不⼀定相等。

C p , m – C V , m = R双原⼦理想⽓体:C p , m = 7R /2, C V , m = 5R /2 单原⼦理想⽓体:C p , m = 5R /2, C V , m = 3R /2典型例题:3.18思考题第2,3,4题书2.18、2.19三、凝聚态物质的ΔU 和ΔH 只和温度有关或典型例题:书2.15ΔU = n C V , md T T 2T1∫ ΔH = n C p, md T T2 T1∫ ΔU = nC V , m (T 2-T 1) ΔH = nC p, m (T 2-T 1)ΔU ≈ ΔH = nC p, m d T T 2T 1∫ΔU ≈ ΔH = nC p, m (T 2-T 1)四、可逆相变(⼀定温度T 和对应的p 下的相变,是恒压过程)ΔU ≈ ΔH –ΔnRT(Δn :⽓体摩尔数的变化量。

如凝聚态物质之间相变,如熔化、凝固、转晶等,则Δn = 0,ΔU ≈ ΔH 。

101.325 kPa 及其对应温度下的相变可以查表。

其它温度下的相变要设计状态函数不管是理想⽓体或凝聚态物质,ΔH 1和ΔH 3均仅为温度的函数,可以直接⽤C p,m计算。

或典型例题:3.18作业题第3题五、化学反应焓的计算其他温度:状态函数法Δ H m (T ) = ΔH 1 +Δ H m (T 0) + ΔH 3αββα Δ H m (T )αβΔH 1ΔH 3Δ H m (T 0)αβ可逆相变298.15 K:ΔH = Q p = n Δ H m αβΔr H m ? =Δf H ?(⽣) – Δf H ?(反) = y Δf H m ?(Y) + z Δf H m ?(Z) – a Δf H m ?(A) – b Δf H m ?(B) Δr H m ? =Δc H ?(反) – Δc H ?(⽣) = a Δc H m ?(A) + b Δc H m ?(B) –y Δc H m ?(Y) – z Δc H m ?(Z)ΔH = nC p, m (T 2-T 1)ΔH = n C p, m d TT 2T1∫ΔU 和ΔH 的关系:ΔU = ΔH –ΔnRT (Δn :⽓体摩尔数的变化量。

高三物理上册《热力学第一定律》教案、教学设计

高三物理上册《热力学第一定律》教案、教学设计
2.采用生动、形象的例子和实验,帮助学生理解热力学第一定律的内涵。
3.引导学生运用符号表示法进行热力学第一定律的描述,培养学生的符号意识。
4.注重理论与实践相结合,让学生在实际问题中运用热力学第一定律,提高学生的应用能力。
三、教学重难点和教学设想
(一)教学重难点
1.理解热力学第一定律的本质,掌握内能、热量、功三种能量形式之间的转化关系。
2.知识回顾,温故知新:在教学热力学第一定律之前,先引导学生复习能量守恒定律,为学习新知识打下基础。
教学活动:让学生回顾能量守恒定律的内容,举例说明其在物理学中的应用。
3.实践操作,直观感知:通过实验和观察,让学生直观地感受热力学第一定律所描述的能量转化过程。
教学活动:进行热力学实验,如等压过程、等温过程等,让学生观察并记录实验数据。
4.能够运用热力学第一定律解决一些简单的热力学问题,如等压过程、等温过程等。
(二)过程与方法
1.观察、实验:通过观察热现象,进行实验,培养学生对热力学现象的感知能力。
2.分析、归纳:引导学生运用热力学第一定律分析实际问题,培养学生的逻辑思维和分析问题的能力。
3.探究、创新:鼓励学生提出新的问题,尝试运用热力学第一定律解决,培养学生的探究精神和创新能力。
a.学生分享学习心得,总结热力学第一定律的重点和难点。
b.教师点评,强调本节课的重点知识,解答学生疑问。
c.组织学生进行课堂小结,对本节课的知识点进行梳理。
d.布置课后作业,巩固课堂所学知识,为下一节课的学习做好准备。
五、作业布置
为了巩固学生对热力学第一定律的理解,提高学生的应用能力,特布置以下作业:
4.理论学习,深入理解:引导学生学习热力学第一定律的符号表示法,深入理解各物理量的含义和关系。

02章_热力学第一定律 物理化学课程授课教案(电子课件)

02章_热力学第一定律 物理化学课程授课教案(电子课件)
热力学能是状态函数,用符号U表示, 它的绝对值无法测定,只能求出它的变化值。
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2020/6/17
第一定律的文字表述
热力学第一定律(The First Law of Thermodynamics) 是能量守恒与转化定律在热现象领域内所具有
的特殊形式,说明热力学能、热和功之间可以相互 转化,但总的能量不变。
1.一次等外压压缩
在外压为 p 1 下,一次从 V 2 压 缩到 V 1 ,环境对体系所作的功 (即体系得到的功)为:
W' e,1
p1(V1V2)
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2020/6/17
功与过程
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2020/6/17
功与过程
2.多次等外压压缩 第一步:用 p " 的压力将体系从 V 2 压缩到V " ; 第二步:用 p ' 的压力将体系从V " 压缩到V ' ; 第三步:用 p 1 的压力将体系从V ' 压缩到 V 1 。
上述准静态膨胀过程若没有因摩擦等因素造 成能量的耗散,可看作是一种可逆过程。过程中 的每一步都接近于平衡态,可以向相反的方向进 行,从始态到终态,再从终态回到始态,体系和 环境都能恢复原状。
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2020/6/17
可逆过程(reversible process)
可逆过程的特点:
•只考虑变化前后的净结果,不考虑物质 的微观结构和反应机理。
•能判断变化能否发生以及进行到什么程 度,但不考虑变化所需要的时间。
局限性 不知道反应的机理、速率和微观性
质,只讲可能性,不讲现实性。

【物理化学】2-02热力学第一定律

【物理化学】2-02热力学第一定律

结论: 当始, 终态确定的条件下, 不 同途径有不同大小的热量.
热是途径函数!
2功 系统与环境间除热量外的另一种能量交换形式 (由微观粒子的有序运动所引起的) 环境对系统作功取“ + ”, 反之取“ - ”
体积功(本节) 功
电功(电化学章) 非体积功
表面功(表面现象章)
dl F (环) = p (环) A
•又要马儿跑, 又要马儿不吃草是不可能的. •将欲取之, 必先与之. •天上不会掉下馅饼. •一份耕耘, 一份收获.
的热“量”(Q), 而不是象状态函数那样的始, 终态
之间的“增量” ( T =T2-T1, Q=Q2-Q1 );
• 一个微小途径对应微小热“量”(dQ), 同时对应
各状态函数的微小“增量”(如 dT, T2 = T1 + dT );
• 上述提醒对“功”同样有效!
我们拥有一个家 名字叫状态函数 兄弟姐妹都很多 但是没有功和热
式中U是状态函数, Q和W是途径函数. 当系统从状态1
变化到状态2, 不同途径Q和W的不同, 但Q + W却与途径无
关.
状态1 U1
QW Q W
状态2 U2 U = U2-U1
Q + W = Q + W = U
5. 热力学第一定律的其它叙述方式
第一类永动机是不能创造的. 内能是系统的状态函数.
…………
T
V
n
p
一定状态的系统 Cp
U
A
HS
G
WQ
H2 1mol, 0℃ 101325Pa
Q=0
Q = 1135J
恒温 热源 0℃
11m01oH3l2,25H0P2℃5a, 15m66o真3lP,空a0℃p环, =0

物理化学热力学第一定律

物理化学热力学第一定律
H U ( pV ) V T V T V T
• 对理想气体,有:PV = nRT 和 pV U 0;
V T V
0 T
所以,最终有
H 0 V 胀,则
W
V2 V1 V2 dV V2 nRT dV nRT nRT ln V1 V V V1
p1 nRT ln p2
(1.8)
• 气体始终以微小压差 P-P外=dP 慢慢地由 V1膨胀到V2的过程,称为可逆膨胀过程。 反之,若P外-P=dP,为可逆压缩过程。 • 可逆膨胀的体积功与可逆压缩的体积功, 绝对值相等。
• 由于系统与环境之间存在温度差,而造成系统与 环境之间发生能量传递。这样传递的能量称为 “热”,用符号 Q 表示。
根据IUPAC的建议,系统从环境吸热取正号(即为正值)、 系统向环境放热取负号(即为负值)。
• 除了热以外,系统与环境之间交换的其它形式的 能量,统称为“功”,用符号 W 来表示。 系统对环境作功为负值、环境对系统作功为正值。 • 热和功不是状态函数、与途径有关,是过程量。
§1.3 能量守恒 — 热力学第一定律
虽然系统与环境之间有能量传递,但是二者总体 保持能量守恒。
(1) 热力学能(或称为内能)的概念 • 系统内部的能量,叫做 “内能”或者“热力学 能” ,用符号U来表示。 • 热力学能包括了系统中一切形式的能量,如分 子的移动能、转动能、振动能、电子运动能及 原子核内的能等。但是,系统整体的动能和位 能不包括在内。 • 热力学能是状态函数,即:若系统状态一定, 则其内能具有确定值。内能的绝对值不知道, 但是只需知道相对值即可满足热力学计算。
§1.6 理想气体的热力学能和焓

物理化学1 热力学第一定律

物理化学1 热力学第一定律
功的分类
体积功 功 非体积功 W’ 电功 表面功 光 轴功,等
1、体积功的计算
p外 dV
若体积膨胀或压缩dV (即V→V+dV),则
W p外dV
W p外dV
V1 V2
系统,V
使用该公式注意: (1)不论系统是膨胀还是压缩体积功都用-p外dv来计算, 不能用系统压力p,pV或Vdp都不是体积功; (2)此处W与热力学第一定律△U=Q+W中的W不同; (3)公式中的负号。
作业:p19 习题14。
第一章 热力学第一定律
§1.6 理想气体的内能和焓
实验结果:没有发现水温的 变化,也就是ΔT=0,系统与 环境没有热交换,Q=0。 W=0 ΔU=0
结论:在温度一定时气体的 内能U是一定值,而与体积无 关。
第一章 热力学第一定律——理想气体的内能和焓
U U dU dT dV T V V T
第一章 热力学第一定律——理想气体的内能和焓
理想气体的等温可逆过程:
U 0,
H 0
U Q W Q W
Q W
V2
V1
nRT V2 p1 dV nRT ln nRT ln V V1 p2
§1.7 热 容
1、定容热容和定压热容
热容的定义:系统每升高单位温度所需要吸收的热。
热力学物理量 状函数
过程量
Ⅰ (过程量)
A
(状态 函数) Ⅱ (过程量)
B
(状态 函数)
(1) Ⅰ和Ⅱ的过程量一般不同:QⅠ≠ QⅡ, WⅠ≠ WⅡ Ⅰ和Ⅱ的状态函数变化相同:YⅠ= YⅡ (2) 一般Q ≠-Q逆, W ≠-W逆; 但Y =- Y逆
3. 热力学第一定律的数学表达式 当一系统的状态发生某一任意变化时,假设系统吸收 的热量为Q,同时做出的功为W,那么根据第一定律, 应当有下列公式:

物理化学第一章热力学第一定律

物理化学第一章热力学第一定律

常用的热量单位是卡(cal):
热力学所采用的热功当量为:
1
2
3
4
5
01
等压过程和焓
02
若体系经历一等压过程,且不作有用功,由热力学第一定律:
03
U=Q+W=Q-∫p外dV
04
等压过程: p外=p2=p1
05
U=Q-p1or2(V2-V1)
06
对上式进行改写:
07
(U2-U1)=Q-(p2V2-p1V1)
理想气体的微观模型: 满足以下两个条件的体系为理想气体.
. 分子之间没有作用力, 分子间不存在作用势能;
. 分子的体积可以忽略不计, 可视为数学上的点.
热力学定义: 满足理想气体状态方程的体系. 方程为:
pV = nRT
式中n为体系所含物质的量,R为气体常数: R=8.314 J/mol.K.
08
(U2+p2V2)-(U1+p1V1)=Qp (1)
第二节 焓 (enthalpy)
上式的左边全是状态函数,而右边为过程量Q,对于等压过程,式中括号中的量总是一起出现,故可定义: H≡U+pV (2) H称为焓(enthalpy)。 因为H是状态函数的组合,所以H必为状态函数。 把H代入(1)式,可得: H=Qp (3) 上式物理含义是: 无有用功的等压过程热效应等于体系的焓变。
第一节 热力学第一定律
1
热力学第一定律(first law of thermodynamics)
2
自然界的能量既不能创生,也不会消灭.
3
热力学第一定律即为: 能量守恒原理.
4
更广泛地可定义为: 物质不灭定律.
5
第一定律可表述为: 第一类永动机不可能
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物理化学第一章热力学第一定律首页基本要求重点难点讲授学时内容提要1 基本要求[TOP]1.1 熟悉热力学的一些基本概念,如系统与环境、状态与性质、状态函数、热和功及过程与途径等。

1.2 熟悉热力学第一定律及热力学能的概念。

掌握热和功只有在系统与环境间有能量交换时才有意义。

1.3 掌握状态函数的概念和特性,掌握热力学能和焓都是状态函数。

1.4 熟悉准静态过程与可逆过程的意义和特点。

1.5 掌握热力学第一定律的各种计算方法,如计算理想气体在等温、等压及绝热等过程中的Q、W、和。

1.6 了解节流膨胀的概念和意义。

1.7 掌握应用赫斯定律、生成焓及燃烧焓计算反应热的方法。

1.8 了解溶解热及稀释热的定义和概念。

1.9 熟悉反应热与温度的关系,并能应用基尔霍夫定律求算各种温度下的反应热。

2 重点难点[TOP]2.1 重点:(1)热力学基本概念,如状态与性质、状态函数、热和功,可逆过程等。

(2)热力学第一定律及热力学能的概念。

(3)各种过程Q、W、和的计算方法。

(4)化学反应热效应的定义和计算方法2.2 难点(1)状态函数、热和功、可逆过程概念和意义、理想气体绝热过程。

(2)理想气体各种过程Q、W、和的计算方法。

3 讲授学时[TOP]建议8~10学时4 内容提要[TOP]第一节第二节第三节第四节第五节第六节第七节第八节第九节第十节4.1 第一节 热力学概论4.1.1 热力学和化学热力学研究的基本内容热力学是研究宏观系统在能量转换过程中所遵循的规律的科学。

化学热力学主要研究的内容是:应用热力学第一定律来研究和解决化学变化及相变化中的热效应问题,即热化学;应用热力学第二定律来解决化学和物理变化的方向和限度问题,以及化学平衡和相平衡中的有关问题。

化学热力学在药学的生产实践和科学研究中都具有重大的指导作用。

4.1.2 热力学的方法和局限性热力学的研究采用演绎的方法,即采用严格的数理逻辑的推理方法。

热力学研究大量微观粒子所组成的系统的宏观性质,所得结论反映大量微观粒子的平均行为,具有统计意义。

而对物质的微观性质即个别或少数微观粒子的行为,无法作出解答。

4.2 第二节 热力学基本概念[TOP]4.2.1 系统与环境将一部分物质从其它部分中划分出来,作为研究的对象,这一部分物质就称为系统。

系统之外与系统密切相关的部分称为环境。

根据系统与环境之间能量传递和物质交换的不同情况,将系统分为三种:敞开系统、封闭系统、孤立系统。

4.2.2 系统的性质根据性质与系统中物质数量的关系不同,可将系统的性质分为两类。

广度性质:其数值大小与系统中所含物质的量成正比,具有加和性。

强度性质:其数值取决于系统的特性而与系统所含物质的量无关,不具有加和性。

4.2.3 热力学平衡态热力学平衡态应同时存在:热平衡、力学平衡、相平衡和化学平衡。

4.2.4 状态函数与状态方程系统的状态是系统一切性质的综合表现。

由系统状态确定的系统的各种热力学性质,称为系统的状态函数。

状态函数的特性可以描述为:“异途同归,值变相等;周而复始,值变为零”。

系统状态函数之间的定量关系式称为状态方程。

4.2.5过程与途径系统状态所发生的一切变化称为过程。

过程通常可分为简单状态变化过程、相变化过程和化学变化过程等。

在热力学中,依变化条件的不同,常见的变化过程有:等温过程、等压过程、等容过程、绝热过程和循环过程。

完成某一状态变化所经历的具体步骤称为途径。

4.2.6 热和功热和功是能量传递或交换的两种形式。

由于系统与环境之间的温度差而产生的能量传递称为热,用符号Q表示。

若系统吸热,Q取正值,即Q >0;若系统放热,Q取负值,Q <0。

在热力学中,除热以外,在系统与环境之间其它一切形式所传递和交换的能量称为功,用符号W表示。

若系统对环境作功,W取负值,即W<0;若环境对系统作功,即系统从环境得到功,W取正值,即W>0。

热和功都不是状态函数。

在化学热力学中,通常将各种形式的功分为两种,即体积功和非体积功。

4.3 第三节 热力学第一定律 [TOP]4.3.1热力学第一定律热力学第一定律有多种表述方式,但都说明一个问题即能量守恒。

常见表述如下:不供给能量而可连续不断对外作功的第一类永动机是不可能造成的;自然界的一切物质都具有能量,能量有多种不同的形式,能量可以从一种形式转化为另一种形式,在转化中能量的总量保持不变。

4.3.2 热力学能系统中物质的所有能量的总和称为热力学能。

热力学能的绝对值无法确定,但可求热力学能的变化值。

热力学能是系统的状态函数,是系统的广度性质。

4.3.3 热力学第一定律的数学表达式封闭系统的热力学第一定律的数学表达式表明了热力学能、热、功相互转化时的数量关系。

4.4 第四节 可逆过程与体积功 [TOP]4.4.1体积功因系统的体积变化而引起的系统与环境之间交换的功称为体积功。

系统经历某化学或物理变化,通常伴有系统体积的变化,因而体积功在化学热力学中具有重要的意义。

4.4.2功与过程功不是状态函数,其数值与过程有关。

即所经历的过程不同,则所作的功也不相同。

在准静态过程中,系统对外作的功最大;在准静态压缩过程中环境对系统所作的功最小。

4.4.3可逆过程某系统经一过程由状态1变为状态2之后,如果能使系统和环境都完全复原,则该过程称为可逆过程。

可逆过程是一种理想的过程,是一种科学的抽象,实际过程只能无限地趋近于它。

可逆过程的概念非常重要,有些重要的热力学函数的改变量只有通过可逆过程才能求算。

4.5 第五节 焓[TOP]4.5.1焓的定义热力学函数焓H的定义:H=U+ pV。

焓是系统的状态函数。

焓的绝对值无法确定,但可求焓的变化值。

焓也是广度性质,并具能量的量纲。

4.5.2等容热效应和等压热效应封闭系统经历一非体积功为零的等容过程,则,Q V为等容热效应。

封闭系统经历一非体积功为零的等压过程,其焓的增量等于等压热效应Q p ,即。

焓的引出给处理许多物理和化学问题时带来极大方便。

4.6 第六节 热 容 [TOP]4.6.1 热容的定义。

热容表示系统升高单位热力学温度时所吸收的热。

热容的数值与系统所含物质的量有关,一摩尔物质的热容称为摩尔热容,用C m表示。

n 摩尔物质的热容C=nC m。

4.6.2 定容热容与定压热容因为热与过程有关,所以系统的热容也与过程有关。

封闭系统等容过程和等压过程的热容分别称为定容热容和定压热容。

热容是温度的函数。

物质的摩尔定压热容与温度的关系,通常用经验方程式表示。

4.7 第七节 热力学第一定律的应用 [TOP]4.7.1 热力学第一定律应用于理想气体实验表明,理想气体的热力学能和焓都仅是温度的函数,与体积或压力无关。

4.7.2理想气体的C p与之差理想气体的与均相差一摩尔气体常数R值。

可以证明其物理意义是一摩尔理想气体温度升高1K时,在等压下所作的功。

4.7.3 理想气体的绝热过程对于理想气体在条件下的绝热可逆过程,可以应用理想气体的绝热可逆过程方程式来进行有关求算(如p、V、T计算)。

对于理想气体绝热过程,可以应用公式来计算理想气体绝热过程的功。

系统从同一始态出发,经绝热可逆和绝热不可逆过程,达不到相同的终态,所作功也不相同。

4.7.4热力学第一定律应用于实际气体维持一定压力差下的绝热膨胀过程称为节流膨胀。

气体的节流膨胀过程为恒焓过程。

由焦耳-汤姆逊系数可以确定气体经节流膨胀后的温度变化情况。

节流膨胀最重要的用途是降温及气体的液化,因而在工业上它被广泛应用于气体的液化和致冷过程中。

4.8 第八节 热化学 [TOP]4.8.1化学反应的热效应热与过程有关,通常化学反应的热效应分为两种:等容热效应(Q V 或)和等压热效应(Q p或)。

通常量热计测得的热效应是等容热效应,而化学反应大多是在等压下进行的,Q V与Q p之间可以进行相互换算。

4.8.2 反应进度反应进度的定义和意义。

引入反应进度的最大优点是,不论反应进行到任何时刻,用任一反应物或产物所表示的反应进度都是相等的。

4.8.3 热化学方程式同时标明热效应数值及物质状态的化学反应方程式称为热化学方程式。

在热化学方程式中应标明物质的状态、温度、压力等。

当物质的状态、反应方程式进行的方向和化学计量数等不同时,热效应的数值和符号也不相同。

4.9 第九节 化学反应热效应的计算 [TOP]4.9.1赫斯定律赫斯定律:一个化学反应不论是一步完成还是分几步完成,其热效应总是相同的。

即化学反应的热效应只与反应的始、终态有关,而与反应所经历的途径无关。

根据赫斯定律可以从已知的一些化学反应的热效应来间接求得那些难于测准或无法测量的化学反应的热效应。

4.9.2生成焓和燃烧焓利用标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓数据(可以从教材附录或化学手册中查到),可以计算一定温度下化学反应的热效应。

4.9.3由键焓估算反应热效应一切化学反应都可归结为化学键的旧键的断裂和新键的形成。

由于旧键的断裂和新键的形成都必然伴有能量的变化,从而导致产生化学反应的热效应。

因此,原则上只要知道化学键的键能和反应中化学键的变化情况,就能算出化学反应的热效应。

4.9.4离子摩尔生成焓对于有离子参加的化学反应,若能知道每种离子的摩尔生成焓,则可计算出这类反应的热效应。

通常规定H+在无限稀释时的标准摩尔生成焓为零。

由此可求得其它各种离子的标准摩尔生成焓。

一些离子的标准摩尔生成焓可从热力学手册中查得。

4.9.5溶解热与稀释热在等温等压下,一定量的物质溶于一定量的溶剂中所产生的热效应称为该物质的溶解热。

溶解热又分为积分溶解热和微分溶解热。

1摩尔溶质形成一定浓度溶液时的溶解热称为摩尔积分溶解热,它不但与溶质、溶剂的种类及溶液的浓度有关,而且还与系统所处的温度和压力有关。

摩尔微分溶解热可理解为在无限大量的一定浓度的溶液中,再加入1摩尔的溶质时所产生的热效应。

4.9.6 反应热与温度的关系——基尔霍夫定律化学反应的热效应随温度的不同而变化,一般从热力学手册上查得的是298.15K时的数据,但绝大多数的化学反应并不在298.15K时进行。

应用基尔霍夫定律可以求得同一反应在另一温度时的热效应。

4.10 第十节 能量代谢与微量量热技术简介 [TOP]微量量热技术具有重要意义和应用。

随着现代各种精密微量量热技术的发展和应用,将在探索机体生理活动机制及揭示生命之谜中发挥越来越大的作用。

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